Vandenilio atominis skaičius. Vandenilis – charakteristikos, fizinės ir cheminės savybės

Vandenilio atomas turi išorinio (ir vienintelio) elektrono lygio 1 elektroninę formulę s 1 . Viena vertus, atsižvelgiant į vieno elektrono buvimą išoriniame elektroniniame lygmenyje, vandenilio atomas yra panašus į šarminių metalų atomus. Tačiau, kaip ir halogenams, išoriniam elektroniniam nivelyrui užpildyti tereikia vieno elektrono, nes pirmame elektroniniame nivelykle gali būti ne daugiau kaip 2 elektronai. Pasirodo, vandenilis vienu metu gali būti dedamas į pirmąją ir priešpaskutinę (septintąją) periodinės lentelės grupę, o tai kartais daroma įvairiose periodinės sistemos versijose:

Vandenilio, kaip paprastos medžiagos, savybių požiūriu jis vis tiek turi daugiau bendro su halogenais. Vandenilis, kaip ir halogenai, yra nemetalas ir sudaro panašias dviatomes molekules (H2).

Įprastomis sąlygomis vandenilis yra dujinė, mažai aktyvi medžiaga. Mažas vandenilio aktyvumas paaiškinamas dideliu ryšiu tarp molekulėje esančių vandenilio atomų, kurių nutraukimui reikia arba stipriai kaitinti, arba naudoti katalizatorius, arba abu.

Vandenilio sąveika su paprastomis medžiagomis

su metalais

Iš metalų vandenilis reaguoja tik su šarminiais ir šarminiais žemės metalais! Šarminiams metalams priskiriami I grupės pagrindinio pogrupio metalai (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), o šarminiams žemės metalams priskiriami II grupės pagrindinio pogrupio metalai, išskyrus berilį ir magnį (Ca, Sr, Ba, Ra)

Sąveikaujant su aktyviais metalais vandenilis pasižymi oksidacinėmis savybėmis, t.y. sumažina jo oksidacijos būseną. Tokiu atveju susidaro šarminių ir šarminių žemės metalų hidridai, kurie turi joninę struktūrą. Reakcija vyksta kaitinant:

Pažymėtina, kad sąveika su aktyviais metalais yra vienintelis atvejis, kai molekulinis vandenilis H2 yra oksidatorius.

su nemetalais

Iš nemetalų vandenilis reaguoja tik su anglimi, azotu, deguonimi, siera, selenu ir halogenais!

Anglis turėtų būti suprantama kaip grafitas arba amorfinė anglis, nes deimantas yra itin inertiška alotropinė anglies modifikacija.

Sąveikaujant su nemetalais, vandenilis gali atlikti tik redukuojančio agento funkciją, ty tik padidinti jo oksidacijos būseną:

Vandenilio sąveika su sudėtingomis medžiagomis

su metalo oksidais

Vandenilis nereaguoja su metalų oksidais, kurie yra metalų aktyvumo serijoje iki aliuminio (imtinai), tačiau kaitinant jis gali redukuoti daugelį metalų oksidų į dešinę nuo aliuminio:

su nemetalų oksidais

Iš nemetalų oksidų vandenilis kaitinant reaguoja su azoto oksidais, halogenais ir anglies oksidais. Iš visų vandenilio sąveikų su nemetalų oksidais ypač verta paminėti jo reakciją su anglies monoksidu CO.

CO ir H2 mišinys netgi turi savo pavadinimą - „sintezės dujos“, nes, atsižvelgiant į sąlygas, iš jo galima gauti tokius populiarius pramonės produktus kaip metanolis, formaldehidas ir net sintetiniai angliavandeniliai:

su rūgštimis

Vandenilis nereaguoja su neorganinėmis rūgštimis!

Iš organinių rūgščių vandenilis reaguoja tik su nesočiosiomis rūgštimis, taip pat su rūgštimis, kuriose yra funkcinių grupių, galinčių redukuotis vandeniliu, ypač aldehido, keto arba nitro grupėmis.

su druskomis

Vandeninių druskų tirpalų atveju jų sąveika su vandeniliu nevyksta. Tačiau, kai vandenilis perduodamas per kietąsias kai kurių vidutinio ir mažo aktyvumo metalų druskas, galimas dalinis arba visiškas jų redukavimas, pavyzdžiui:

Cheminės halogenų savybės

Halogenai yra VIIA grupės cheminiai elementai (F, Cl, Br, I, At), taip pat paprastos medžiagos, kurias jie sudaro. Čia ir toliau tekste, jei nenurodyta kitaip, halogenai bus suprantami kaip paprastos medžiagos.

Visi halogenai turi molekulinę struktūrą, kuri lemia žemą šių medžiagų lydymosi ir virimo temperatūrą. Halogeno molekulės yra dviatomės, t.y. jų formulę galima parašyti bendra forma kaip Hal 2.

Reikėtų pažymėti tokią specifinę fizinę jodo savybę kaip jo gebėjimas sublimacija arba, kitaip tariant, sublimacija. Sublimacija, yra reiškinys, kai kietos būsenos medžiaga kaitinant neištirpsta, o apeinant skystąją fazę iš karto pereina į dujinę būseną.

Bet kurio halogeno atomo išorinės energijos lygio elektroninė struktūra yra ns 2 np 5, kur n yra periodinės lentelės periodo, kuriame yra halogenas, skaičius. Kaip matote, halogeno atomams reikia tik vieno elektrono, kad pasiektų aštuonių elektronų išorinį apvalkalą. Iš to logiška daryti prielaidą, kad laisvųjų halogenų daugiausia oksiduojasi savybės, kurios patvirtinamos praktikoje. Kaip žinoma, nemetalų elektronegatyvumas mažėja judant žemyn pogrupiu, todėl halogenų aktyvumas mažėja serijoje:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Halogenų sąveika su paprastomis medžiagomis

Visi halogenai yra labai reaktyvios medžiagos ir reaguoja su daugeliu paprastų medžiagų. Tačiau reikia pastebėti, kad fluoras dėl itin didelio reaktyvumo gali reaguoti net su tomis paprastomis medžiagomis, su kuriomis negali reaguoti kiti halogenai. Tokios paprastos medžiagos yra deguonis, anglis (deimantas), azotas, platina, auksas ir kai kurios tauriosios dujos (ksenonas ir kriptonas). Tie. iš tikrųjų, fluoras reaguoja ne tik su kai kuriomis tauriosiomis dujomis.

Likę halogenai, t.y. chloras, bromas ir jodas taip pat yra aktyvios medžiagos, bet mažiau aktyvios nei fluoras. Jie reaguoja su beveik visomis paprastomis medžiagomis, išskyrus deguonį, azotą, anglį deimantų, platinos, aukso ir tauriųjų dujų pavidalu.

Halogenų sąveika su nemetalais

vandenilis

Kai visi halogenai sąveikauja su vandeniliu, jie susidaro vandenilio halogenidai su bendra formule HHal. Šiuo atveju fluoro reakcija su vandeniliu prasideda spontaniškai net tamsoje ir vyksta sprogimu pagal lygtį:

Chloro reakciją su vandeniliu gali inicijuoti intensyvus ultravioletinis spinduliavimas arba šiluma. Taip pat vyksta sprogimas:

Bromas ir jodas reaguoja su vandeniliu tik kaitinant, o tuo pačiu metu reakcija su jodu yra grįžtama:

fosforo

Fluorui sąveikaujant su fosforu, fosforas oksiduojasi iki aukščiausios oksidacijos būsenos (+5). Šiuo atveju susidaro fosforo pentafluoridas:

Kai chloras ir bromas sąveikauja su fosforu, galima gauti fosforo halogenidų tiek oksidacijos būsenoje +3, tiek oksidacijos būsenoje +5, o tai priklauso nuo reaguojančių medžiagų proporcijų:

Be to, jei baltasis fosforas yra fluoro, chloro ar skysto bromo atmosferoje, reakcija prasideda spontaniškai.

Fosforo sąveika su jodu gali sukelti tik fosforo triodido susidarymą, nes jo oksidacinis gebėjimas yra žymiai mažesnis nei kitų halogenų:

pilka

Fluoras oksiduoja sierą iki aukščiausios oksidacijos būsenos +6, sudarydamas sieros heksafluoridą:

Chloras ir bromas reaguoja su siera, sudarydami jai itin neįprastus junginius, kurių oksidacijos būsenos yra +1 ir +2. Šios sąveikos yra labai specifinės ir norint išlaikyti vieningą valstybinį chemijos egzaminą, nereikia mokėti rašyti šių sąveikų lygčių. Todėl šios trys lygtys pateikiamos kaip nuoroda:

Halogenų sąveika su metalais

Kaip minėta aukščiau, fluoras gali reaguoti su visais metalais, net ir tokiais neaktyviais kaip platina ir auksas:

Likę halogenai reaguoja su visais metalais, išskyrus platiną ir auksą:

Halogenų reakcijos su sudėtingomis medžiagomis

Pakeitimo reakcijos halogenais

Aktyvesni halogenai, t.y. kurių cheminiai elementai yra aukščiau periodinėje lentelėje, gali išstumti mažiau aktyvius halogenus iš jų susidarančių vandenilio halogenidų ir metalų halogenidų:

Panašiai bromas ir jodas išstumia sierą iš sulfidų ir (arba) vandenilio sulfido tirpalų:

Chloras yra stipresnis oksidatorius ir vandenilio sulfidą vandeniniame tirpale oksiduoja ne iki sieros, o į sieros rūgštį:

Halogenų reakcija su vandeniu

Vanduo dega fluore mėlyna liepsna pagal reakcijos lygtį:

Bromas ir chloras su vandeniu reaguoja kitaip nei fluoras. Jei fluoras veikė kaip oksidatorius, tada chloras ir bromas yra neproporcingi vandenyje, sudarydami rūgščių mišinį. Tokiu atveju reakcijos yra grįžtamos:

Jodo sąveika su vandeniu vyksta iki tokio nežymaus laipsnio, kad į ją galima nekreipti dėmesio ir galima daryti prielaidą, kad reakcija visai nevyksta.

Halogenų sąveika su šarmų tirpalais

Fluoras, sąveikaudamas su vandeniniu šarmo tirpalu, vėl veikia kaip oksidatorius:

Norint išlaikyti vieningą valstybinį egzaminą, nereikia mokėti parašyti šios lygties. Pakanka žinoti faktą apie tokios sąveikos galimybę ir fluoro oksidacinį vaidmenį šioje reakcijoje.

Skirtingai nuo fluoro, kiti halogenai šarminiuose tirpaluose yra neproporcingi, tai yra, jie vienu metu padidina ir mažina savo oksidacijos būseną. Be to, chloro ir bromo atveju, priklausomai nuo temperatūros, galimas srautas dviem skirtingomis kryptimis. Visų pirma, šaltyje reakcijos vyksta taip:

ir kai šildomas:

Jodas su šarmais reaguoja išskirtinai pagal antrąjį variantą, t.y. susidarant jodatui, nes hipojoditas nėra stabilus ne tik šildomas, bet ir įprastoje temperatūroje bei net šaltyje.

Labiausiai paplitęs elementas visatoje yra vandenilis. Žvaigždžių materijoje jis turi branduolių – protonų – formą ir yra termobranduolinių procesų medžiaga. Beveik pusę Saulės masės taip pat sudaro H 2 molekulės. Jo kiekis žemės plutoje siekia 0,15%, o atomų yra naftoje, gamtinėse dujose, vandenyje. Kartu su deguonimi, azotu ir anglimi tai yra organogeninis elementas, kuris yra visų gyvų organizmų Žemėje dalis. Savo straipsnyje išnagrinėsime vandenilio fizines ir chemines savybes, nustatysime pagrindines jo panaudojimo pramonėje sritis ir reikšmę gamtoje.

Padėtis Mendelejevo periodinėje cheminių elementų lentelėje

Pirmasis elementas, atradęs periodinę lentelę, yra vandenilis. Jo atominė masė yra 1,0079. Jis turi du stabilius izotopus (protiumą ir deuterį) ir vieną radioaktyvų izotopą (tritį). Fizines savybes lemia nemetalo vieta cheminių elementų lentelėje. Įprastomis sąlygomis vandenilis (jo formulė yra H2) yra dujos, kurios yra beveik 15 kartų lengvesnės už orą. Elemento atomo struktūra yra unikali: jis susideda tik iš branduolio ir vieno elektrono. Medžiagos molekulė yra dviatomė, joje esančios dalelės yra sujungtos kovalentiniu nepoliniu ryšiu. Jo energijos intensyvumas gana didelis – 431 kJ. Tai paaiškina mažą cheminį junginio aktyvumą normaliomis sąlygomis. Elektroninė vandenilio formulė yra: H:H.

Medžiaga taip pat turi daugybę savybių, kurios neturi analogų tarp kitų nemetalų. Pažvelkime į kai kuriuos iš jų.

Tirpumas ir šilumos laidumas

Metalai geriausiai praleidžia šilumą, tačiau vandenilis jiems artimas šilumos laidumu. Reiškinio paaiškinimas slypi labai dideliu medžiagos šviesos molekulių šiluminio judėjimo greičiu, todėl vandenilio atmosferoje įkaitęs objektas atvėsta 6 kartus greičiau nei ore. Junginys gali labai gerai tirpti metaluose; pavyzdžiui, vienas tūris paladžio gali sugerti beveik 900 tūrių vandenilio. Metalai gali pradėti chemines reakcijas su H2, kurių metu pasireiškia vandenilio oksidacinės savybės. Tokiu atveju susidaro hidridai:

2Na + H2 =2 NaH.

Šioje reakcijoje elemento atomai priima elektronus iš metalo dalelių, tapdami anijonais su vienu neigiamu krūviu. Paprastoji medžiaga H2 šiuo atveju yra oksidatorius, kuris dažniausiai jai nėra būdingas.

Vandenilis kaip reduktorius

Metalus ir vandenilį vienija ne tik didelis šilumos laidumas, bet ir jų atomų gebėjimas cheminiuose procesuose atsisakyti savų elektronų, tai yra oksiduotis. Pavyzdžiui, baziniai oksidai reaguoja su vandeniliu. Redokso reakcija baigiasi gryno metalo išsiskyrimu ir vandens molekulių susidarymu:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O.

Kaitinant medžiagai sąveikaujant su deguonimi, taip pat susidaro vandens molekulės. Procesas yra egzoterminis ir jį lydi didelis šiluminės energijos kiekis. Jei H 2 ir O 2 dujų mišinys reaguoja santykiu 2:1, tai jis vadinamas, nes užsidegęs sprogsta:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O.

Vanduo yra ir atlieka gyvybiškai svarbų vaidmenį formuojant Žemės hidrosferą, klimatą ir orą. Ji užtikrina elementų cirkuliaciją gamtoje, palaiko visus organizmų – mūsų planetos gyventojų – gyvybės procesus.

Sąveika su nemetalais

Svarbiausios vandenilio cheminės savybės yra jo reakcijos su nemetaliniais elementais. Normaliomis sąlygomis jie yra gana chemiškai inertiški, todėl medžiaga gali reaguoti tik su halogenais, pavyzdžiui, su fluoru ar chloru, kurie yra aktyviausi tarp visų nemetalų. Taigi fluoro ir vandenilio mišinys sprogsta tamsoje arba šaltyje, o su chloru – kaitinamas ar šviesoje. Reakcijos produktai bus vandenilio halogenidai, kurių vandeniniai tirpalai žinomi kaip fluoro ir chlorido rūgštys. C sąveikauja esant 450–500 laipsnių temperatūrai, 30–100 mPa slėgiui ir esant katalizatoriui:

N₂ + 3H₂ ⇔ p, t, kat ⇔ 2NH3.

Svarstomos vandenilio cheminės savybės yra labai svarbios pramonei. Pavyzdžiui, galite gauti vertingą cheminį produktą - amoniaką. Tai pagrindinė žaliava nitratinių rūgščių ir azoto trąšų gamybai: karbamidui, amonio salietrai.

Organinės medžiagos

Tarp anglies ir vandenilio susidaro paprasčiausias angliavandenilis - metanas:

C + 2H2 = CH4.

Medžiaga yra svarbiausias natūralaus komponentas. Jie naudojami kaip vertingas kuras ir žaliava organinės sintezės pramonei.

Anglies junginių chemijoje elementas yra daugybės medžiagų dalis: alkanų, alkenų, angliavandenių, alkoholių ir kt. Yra žinoma daug organinių junginių reakcijų su H 2 molekulėmis. Jie turi bendrą pavadinimą – hidrinimas arba hidrinimas. Taigi aldehidai gali būti redukuojami vandeniliu iki alkoholių, nesotieji angliavandeniliai – į alkanus. Pavyzdžiui, etilenas paverčiamas etanu:

C 2 H 4 + H 2 = C 2 H 6.

Didelę praktinę reikšmę turi cheminės vandenilio savybės, tokios kaip, pavyzdžiui, skystų aliejų hidrinimas: saulėgrąžų, kukurūzų, rapsų. Dėl to susidaro kietieji riebalai – taukai, kurie naudojami glicerino, muilo, stearino, kietojo margarino gamyboje. Norint pagerinti maisto produkto išvaizdą ir skonį, į jį dedama pieno, gyvulinių riebalų, cukraus, vitaminų.

Savo straipsnyje mes ištyrėme vandenilio savybes ir išsiaiškinome jo vaidmenį gamtoje ir žmogaus gyvenime.

Pradedant nagrinėti chemines ir fizines vandenilio savybes, reikia pažymėti, kad įprastoje būsenoje šis cheminis elementas yra dujinės formos. Bespalvės vandenilio dujos yra bekvapės ir beskoniai. Pirmą kartą šis cheminis elementas vandeniliu buvo pavadintas po to, kai mokslininkas A. Lavoisier atliko eksperimentus su vandeniu, dėl kurių pasaulio mokslas sužinojo, kad vanduo yra daugiakomponentis skystis, kuriame yra Vandenilio. Šis įvykis įvyko 1787 m., tačiau gerokai prieš šią datą vandenilis mokslininkams buvo žinomas pavadinimu „degiosios dujos“.

Vandenilis gamtoje

Mokslininkų teigimu, vandenilio yra žemės plutoje ir vandenyje (apie 11,2 % viso vandens tūrio). Šios dujos yra daugelio mineralų, kuriuos žmonija šimtmečius išgauna iš žemės gelmių, dalis. Kai kurios vandenilio savybės būdingos naftai, gamtinėms dujoms ir moliui bei gyvūnų ir augalų organizmams. Tačiau gryna forma, ty nesusijusios su kitais periodinės lentelės cheminiais elementais, šios dujos gamtoje yra labai retos. Šios dujos gali patekti į žemės paviršių ugnikalnio išsiveržimų metu. Laisvo vandenilio atmosferoje yra nedideli kiekiai.

Cheminės vandenilio savybės

Kadangi vandenilio cheminės savybės yra nevienalytės, šis cheminis elementas priklauso ir Mendelejevo sistemos I grupei, ir VII sistemos grupei. Kaip pirmosios grupės narys, vandenilis iš esmės yra šarminis metalas, kurio oksidacijos laipsnis yra +1 daugumoje junginių, kuriuose jis yra. Toks pat valentingumas būdingas natriui ir kitiems šarminiams metalams. Dėl šių cheminių savybių vandenilis laikomas elementu, panašiu į šiuos metalus.

Jei mes kalbame apie metalų hidridus, tai vandenilio jonas turi neigiamą valentiškumą - jo oksidacijos būsena yra -1. Na+H- statomas pagal tą pačią schemą kaip ir Na+Cl- chloridas. Dėl šio fakto vandenilis priskiriamas VII periodinės sistemos grupei. Vandenilis, būdamas molekulės būsenoje, jei jis yra įprastoje aplinkoje, yra neaktyvus ir gali jungtis tik su nemetalais, kurie jam yra aktyvesni. Šie metalai apima fluorą; esant šviesai, vandenilis susijungia su chloru. Kai vandenilis kaitinamas, jis tampa aktyvesnis, reaguodamas su daugeliu Mendelejevo periodinės lentelės elementų.

Atominis vandenilis pasižymi aktyvesnėmis cheminėmis savybėmis nei molekulinis vandenilis. Deguonies molekulės sudaro vandenį – H2 + 1/2O2 = H2O. Vandeniliui sąveikaujant su halogenais susidaro vandenilio halogenidai H2 + Cl2 = 2HCl, į šią reakciją vandenilis patenka nesant šviesos ir esant gana aukštai neigiamai temperatūrai - iki -252°C. Vandenilio cheminės savybės leidžia jį panaudoti daugelio metalų redukcijai, nes reaguodamas vandenilis sugeria deguonį iš metalų oksidų, pavyzdžiui, CuO + H2 = Cu + H2O. Vandenilis dalyvauja formuojant amoniaką sąveikaudamas su azotu reakcijoje ZH2 + N2 = 2NH3, tačiau su sąlyga, kad naudojamas katalizatorius ir padidinama temperatūra bei slėgis.

Energinga reakcija vyksta, kai vandenilis reaguoja su siera reakcijoje H2 + S = H2S, dėl kurios susidaro vandenilio sulfidas. Vandenilio sąveika su telūru ir selenu yra šiek tiek mažiau aktyvi. Jei katalizatoriaus nėra, tada jis reaguoja su gryna anglimi, vandeniliu tik tada, kai susidaro aukšta temperatūra. 2H2 + C (amorfinis) = CH4 (metanas). Veikiant vandeniliui su kai kuriais šarmais ir kitais metalais, gaunami hidridai, pavyzdžiui, H2 + 2Li = 2LiH.

Vandenilio fizinės savybės

Vandenilis yra labai lengva cheminė medžiaga. Bent jau mokslininkai teigia, kad šiuo metu nėra lengvesnės medžiagos už vandenilį. Jo masė 14,4 karto lengvesnė už orą, tankis 0,0899 g/l 0°C temperatūroje. Esant -259,1°C temperatūrai vandenilis gali ištirpti – tai labai kritinė temperatūra, kuri nėra būdinga daugumos cheminių junginių virsmui iš vienos būsenos į kitą. Tik toks elementas kaip helis šiuo atžvilgiu viršija fizines vandenilio savybes. Vandenilį suskystinti sunku, nes jo kritinė temperatūra yra (-240°C). Vandenilis yra labiausiai šilumai laidžios žmonijai žinomos dujos. Visos aukščiau aprašytos savybės yra svarbiausios fizinės vandenilio savybės, kurias žmonės naudoja konkretiems tikslams. Taip pat šios savybės yra aktualiausios šiuolaikiniam mokslui.

Vandenilis yra pats pirmasis elementas periodinėje cheminių elementų lentelėje, jo atominis skaičius yra 1, o santykinė atominė masė yra 1,0079. Kokios yra vandenilio fizinės savybės?

Vandenilio fizinės savybės

Išvertus iš lotynų kalbos, vandenilis reiškia „vandens pagimdymas“. Dar 1766 metais anglų mokslininkas G. Cavendish surinko „degų orą“, išsiskiriantį rūgštims veikiant metalus, ir pradėjo tyrinėti jo savybes. 1787 m. A. Lavoisier identifikavo šį „degų orą“ kaip naują cheminį elementą, kuris yra vandens dalis.

Ryžiai. 1. A. Lavoisier.

Vandenilis turi 2 stabilius izotopus – protiumą ir deuterį, taip pat radioaktyvųjį – tritį, kurio kiekis mūsų planetoje labai mažas.

Vandenilis yra labiausiai paplitęs elementas erdvėje. Saulės ir daugumos žvaigždžių pagrindinis elementas yra vandenilis. Šių dujų taip pat yra vandenyje, naftoje ir gamtinėse dujose. Bendras vandenilio kiekis Žemėje yra 1%.

Ryžiai. 2. Vandenilio formulė.

Šios medžiagos atomą sudaro branduolys ir vienas elektronas. Kai vandenilis praranda elektroną, jis sudaro teigiamai įkrautą joną, o tai reiškia, kad jis pasižymi metalinėmis savybėmis. Tačiau vandenilio atomas taip pat gali ne tik prarasti, bet ir įgyti elektroną. Tuo jis labai panašus į halogenus. Todėl periodinėje lentelėje vandenilis priklauso ir I, ir VII grupėms. Nemetalinės vandenilio savybės yra ryškesnės.

Vandenilio molekulė susideda iš dviejų atomų, sujungtų kovalentine jungtimi

Įprastomis sąlygomis vandenilis yra bespalvis dujinis elementas, kuris yra bekvapis ir beskonis. Jis 14 kartų lengvesnis už orą, o virimo temperatūra –252,8 laipsnio Celsijaus.

Lentelė „Fizikinės vandenilio savybės“

Be fizinių savybių, vandenilis turi ir nemažai cheminių savybių. Vandenilis, kaitinamas arba veikiamas katalizatorių, reaguoja su metalais ir nemetalais, siera, selenu, telūru, taip pat gali redukuoti daugelio metalų oksidus.

Vandenilio gamyba

Iš pramoninių vandenilio gamybos metodų (išskyrus vandeninių druskų tirpalų elektrolizę) reikėtų atkreipti dėmesį į:

• vandens garų praleidimas per karštą anglį 1000 laipsnių temperatūroje:

• metano konversija vandens garais 900 laipsnių temperatūroje:

CH4 +2H2O=CO2+4H2

Ryžiai. 3. Garų metano reformavimas.

• metano skilimas esant katalizatoriui (Ni) 400 laipsnių temperatūroje:

Vandenilis yra numeris vienas periodinėje lentelėje, I ir VII grupėse iš karto. Vandenilio simbolis yra H (lot. Hydrogenium). Tai labai lengvos dujos, bespalvės ir bekvapės. Yra trys vandenilio izotopai: 1H – protis, 2H – deuteris ir 3H – tritis (radioaktyvus). Oras arba deguonis, reaguodami su paprastu vandeniliu H₂, yra labai degūs ir taip pat sprogūs. Vandenilis neišskiria toksiškų produktų. Jis tirpsta etanolyje ir daugelyje metalų (ypač šoniniame pogrupyje).

Vandenilio gausa Žemėje

Vandenilis, kaip ir deguonis, turi didelę reikšmę. Tačiau, skirtingai nei deguonis, beveik visas vandenilis yra susietas su kitomis medžiagomis. Laisvos būsenos jis randamas tik atmosferoje, tačiau jo kiekis ten itin nežymus. Vandenilis yra beveik visų organinių junginių ir gyvų organizmų dalis. Dažniausiai jis randamas oksido - vandens pavidalu.

Fizikinės ir cheminės savybės

Vandenilis yra neaktyvus, o kaitinamas arba esant katalizatoriams, jis reaguoja su beveik visais paprastais ir sudėtingais cheminiais elementais.

Vandenilio reakcija su paprastais cheminiais elementais

Esant aukštesnei temperatūrai, vandenilis reaguoja su deguonimi, siera, chloru ir azotu. sužinosite, kokius eksperimentus su dujomis galima atlikti namuose.

Vandenilio sąveikos su deguonimi patirtis laboratorinėmis sąlygomis

Paimkime gryną vandenilį, kuris patenka per dujų išleidimo vamzdį, ir padegkime. Jis degs vos pastebima liepsna. Jei į bet kurį indą įdėsite vandenilio vamzdelį, jis toliau degs, o ant sienelių susidarys vandens lašeliai. Šis deguonis reagavo su vandeniliu:

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О + Q

Deginant vandeniliui susidaro daug šiluminės energijos. Deguonies ir vandenilio mišinio temperatūra siekia 2000 °C. Deguonimi oksiduojamas vandenilis, todėl ši reakcija vadinama oksidacijos reakcija.

Normaliomis sąlygomis (be šildymo) reakcija vyksta lėtai. Ir esant aukštesnei nei 550 ° C temperatūrai, įvyksta sprogimas (susidaro vadinamosios detonuojančios dujos). Anksčiau vandenilis dažnai buvo naudojamas balionuose, tačiau įvyko daug nelaimingų atsitikimų dėl detonuojančių dujų susidarymo. Buvo pažeistas rutulio vientisumas ir įvyko sprogimas: vandenilis sureagavo su deguonimi. Todėl dabar naudojamas helis, kuris periodiškai kaitinamas liepsna.

Chloras reaguoja su vandeniliu ir susidaro vandenilio chloridas (tik esant šviesai ir šilumai). Cheminė vandenilio ir chloro reakcija atrodo taip:

H2 + Cl2 = 2HCl

Įdomus faktas: fluoro reakcija su vandeniliu sukelia sprogimą net tamsoje ir žemesnėje nei 0 ° C temperatūroje.

Azoto sąveika su vandeniliu gali įvykti tik kaitinant ir esant katalizatoriui. Šios reakcijos metu susidaro amoniakas. Reakcijos lygtis:

ЗН₂ + N₂ = 2NN₃

Sieros ir vandenilio reakcija įvyksta ir susidaro dujos – vandenilio sulfidas. Rezultatas yra supuvusių kiaušinių kvapas:

H₂ + S = H2S

Vandenilis ne tik tirpsta metaluose, bet ir gali su jais reaguoti. Dėl to susidaro junginiai, vadinami hidridais. Kai kurie hidridai naudojami kaip kuras raketose. Jie taip pat naudojami branduolinei energijai gaminti.

Reakcija su sudėtingais cheminiais elementais

Pavyzdžiui, vandenilis su vario oksidu. Paimkime vandenilio vamzdelį ir perleiskime jį per vario oksido miltelius. Visa reakcija vyksta kaitinant. Juodi vario milteliai taps rusvai raudoni (paprasto vario spalvos). Skysčio lašeliai atsiras ir ant nešildomų kolbos vietų – taip susidarė.

Cheminė reakcija:

CuO + H₂ = Cu + H2O

Kaip matome, vandenilis reagavo su oksidu ir redukuotu variu.

Atsigavimo reakcijos

Jei medžiaga reakcijos metu pašalina oksidą, ji yra reduktorius. Naudojant vario oksido reakcijos pavyzdį matome, kad vandenilis buvo reduktorius. Jis taip pat reaguoja su kai kuriais kitais oksidais, tokiais kaip HgO, MoO₃ ir PbO. Bet kurioje reakcijoje, jei vienas iš elementų yra oksidatorius, kitas bus reduktorius.

Visi vandenilio junginiai

Vandenilio junginiai su nemetalais- labai lakios ir nuodingos dujos (pavyzdžiui, vandenilio sulfidas, silanas, metanas).

Vandenilio halogenidai– Dažniausiai naudojamas vandenilio chloridas. Ištirpęs susidaro druskos rūgštis. Šiai grupei taip pat priklauso: vandenilio fluoridas, vandenilio jodidas ir vandenilio bromidas. Dėl visų šių junginių susidaro atitinkamos rūgštys.

Vandenilio peroksidas(cheminė formulė H2O2) pasižymi stipriomis oksidacinėmis savybėmis.

Vandenilio hidroksidai arba vandens H2O.

Hidridai- tai junginiai su metalais.

Hidroksidai- tai rūgštys, bazės ir kiti junginiai, kuriuose yra vandenilio.

Organiniai junginiai: baltymai, riebalai, lipidai, hormonai ir kt.